С чем реагируют металлы таблица егэ

Химические свойства металлов

1. Щелочные (Li-Fr), щелочно-земельные (Ca-Ra) металлы, Mg

1) Реагируют с кислородом (подробнее)

Все Щ металлы, кроме Li, образуют не оксиды, а пероксиды:

2Li + O2 → 2Li2O

2Na + O2 → Na2O2

Оксиды получают взаимодействием пероксидов с металлом:

Na2O2 + 2Na → 2Na2O

2) Реагируют с водородом (подробнее)

3) Реагируют с водой (подробнее)

4) Реагируют с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом:

3Mg + 2P → Mg3P2 (t)

2Na + Cl2 → 2NaCl

Ca + 2C → CaC2 (t)

5) Реагируют с некоторыми кислотными оксидами:

CO2 + 2Mg → 2MgO + C

SiO2 + 2Mg → 2MgO + Si
SiO2 + 2Ca → 2CaO + Si
SiO2 + 2Ba → 2BaO + Si

6) Магний как восстановитель используется в производстве кремния и некоторых металлов:

2Mg + TiCl4 → 2MgCl2 + Ti (t)

7) Реакции Щ и ЩЗ металлов с растворами солей или кислот не рассматриваются, так как эти металлы очень бурно взаимодействуют с водой, и суммарная реакция изменится.

2. Алюминий

1) Реагирует с кислородом: 4Al + 3O2 → 2Al2O3

2) Не реагирует с водородом (из металлов только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

3) Реагирует с водой, если удалить оксидную пленку:

2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2

4) Реагирует с щелочами с выделением водорода (также Be и Zn):

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

5) Реагируют с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом:

2Al + 3Cl2 → 2AlCl3

4Al + 3C → Al4C3

2Al + N2 → 2AlN (t)

6) Используется для восстановления менее активных металлов (алюмотермия):

3FeO + 2Al →  3Fe + Al2O3
Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3

7) Реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода:

Al + H2SO4 (р) → Al2(SO4)3 + H2

Вытесняет менее активные металлы из их солей:

2Al + 3CuSO4 → Al2(SO4)3 + 3Cu

9) На холоде пассивируется концентрированными растворами серной и азотной кислот. При нагревании реагирует без выделения водорода:

Al + 4HNO3(конц.) → Al(NO3)3 + NO + 2H2O (только при нагревании)

8Al + 30HNO3(разб.) → 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O (при любой температуре, возможно образование N2O)

2Al + 6H2SO4(конц.) → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O (только при нагревании)

2Al + 3H2SO4(разб.) → Al2(SO4)3 + 3H2

3. Железо

1) Реагирует с кислородом:

3Fe + 2O2 → Fe3O4 (железная окалина)

В присутствии воды образуется ржавчина:
4Fe + 3O2 + 6H2O  → 4Fe(OH)3

2) Не реагирует с водородом (только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

Fe + H2 → реакция не идет

3) Реагирует с парами воды с образованием оксида:

3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2 (t)

4) Не реагирует с щелочами

Fe + NaOH → реакция не идет

5) Реагирует с кислородом, серой, галогенами при нагревании:

2Fe + 3F2 → 2FeF3 (образуется соль Fe⁺³)

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 (образуется соль Fe⁺³)

2Fe + 3Br2 → 2FeBr3 (образуется соль Fe⁺³)

Fe + I2 → FeI2 (образуется соль Fe⁺²)

Fe + S → FeS

6) Реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода:

Fe + H2SO4 (разб.) → FeSO4 + H2 (образуется соль Fe⁺²)

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

7) Вытесняет менее активные металлы из их солей:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu (образуется соль Fe⁺²)

На холодe пассивируется концентрированными растворами серной и азотной кислот (т.е. реакция не протекает). При нагревании реагирует без выделения водорода:

Fe + 6HNO3(конц.) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O (при нагревании, образуется соль Fe⁺³)

Fe + 4HNO3(разб.) → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O (образуется соль Fe⁺³)

2Fe + 6H2SO4(конц.) → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O (при нагревании, образуется соль Fe⁺³)

9) Соединения Fe⁺³ реагируют с железом, медью, восстанавливаясь до Fe⁺²:

2FeCl3 + Fe → 3FeCl2

Fe3O4 + Fe → 4FeO

Fe2O3 + Fe  → 3FeO

4. Хром

1) Реагирует с кислородом:

4Cr + 3O2 → 2Cr2O3

2) Не реагирует с водородом (только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

Cr + H2 → реакция не идет

3) Реагирует с парами воды с образованием оксида:

2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H2 (t)

4) Не реагирует с щелочами

Cr + NaOH → реакция не идет

5) Реагирует с кислородом, серой, галогенами при нагревании:

2Cr + 3Cl2 → 2CrCl3 (образуется соль Fe⁺³)

2Cr + 3Br2 → 2CrBr3 (образуется соль Fe⁺³)

Cr + S → Cr2S3 (образуется соль Fe⁺³)

6) Реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода:

Cr + H2SO4 (разб.) → CrSO4 + H2 (образуется соль Cr⁺²)

Cr + 2HCl → CrCl2 + H2 (образуется соль Cr⁺²)

7) Пассивируется концентрированными растворами серной и азотной кислот (реакция идут только при нагревании)

Cr + 6HNO3(конц.)  →  Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O (t)

Cr + 4HNO3(разб.)  →  Cr(NO3)3 + NO + 2H2O.

5. Медь

1) Реагирует с кислородом:

2Cu + O2 → 2CuO

2) Реагирует с соединениями Cu⁺² с образованием промежуточной степени окисления +1:

CuO + Cu → Cu2O

CuCl2 + Cu → 2CuCl

3) Не реагирует с водородом (только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

Cu + H2 → реакция не идет

4) Не реагирует с парами воды (так как находится в ряду напряжений после водорода):

Cu + H2O → реакция не идет

5) Не реагирует с щелочами

Cu + NaOH → реакция не идет

6) Реагирует с кислородом, серой, галогенами при нагревании:

Cu + Cl2 → CuCl2 (образуется соль Cu⁺²)

Cu + Br2 → CuBr2 (образуется соль Cu⁺²)

2Cu + I2 → 2CuI (образуется соль Cu⁺¹)

Cu + S → CuS (образуется соль Cu⁺²)

7) Не реагирует с N2, C, Si.

Не реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится правее водорода в ряду напряжений:

Cu + H2SO4(р) →  реакция не идет.

9) Реагирует с кислотами-окислителями как слабый восстановитель:

Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3Cu + 8HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Cu + 2H2SO4(конц.) → CuSO4 + SO2 + 2H2O

7. Цинк

1) Реагирует с кислородом: 2Zn + O2 → 2ZnO

2) Не реагирует с водородом (из металлов только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

3) Реагирует с парами воды, т.е. при сильном нагревании, с образованием оксида:

Zn + H2O → ZnO + H2

4) Реагирует с твердыми щелочами и растворами щелочей с выделением водорода (также Be и Al):

Zn + 2NaOH(тв.) → Na2ZnO2 + H2 (t)

Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2

5) Реагируют с галогенами, серой при нагревании:

Zn + Cl2 → ZnCl2

Zn + S → ZnS

6) Реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода:

Zn + H2SO4 (разб.) → ZnSO4 + H2

Реагирует с кислотами-окислителями:

4Zn + 5H2SO4(конц.) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

Так как Zn находится примерно в центре ряда напряжений, то в реакциях с азотной кислотой могут образовываться разные продукты:

Zn+4HNO3(конц.) → Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

4Zn + 10HNO3(разб.) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

Общие химические свойства металлов

Взаимодействие с неметаллами

Щелочные металлы сравнительно легко реагируют с кислородом, но каждый металл проявляет свою индивидуальность:

• оксид образует только литий

  4Li + O₂ = 2Li₂O

• натрий образует пероксид

  2Na + O₂ = Na₂O₂

• калий, рубидий и цезий — надпероксид

  K + O₂ = KO₂

Остальные металлы с кислородом образуют оксиды:

2Mg + O₂ = 2MgO

2Al + O₂ = Al₂O₃

2Zn + O₂ = 2ZnO (при нагревании)

4Cr + 3O₂ = 2Cr₂O₃

Металлы, которые в ряду активности расположены левее водорода, при контакте с кислородом воздуха образуют ржавчину. Например, так делает железо:

4Fe + 3O_{2 (воздух)} + 6H₂O_(влага) = 4Fe(OH)₃

С галогенами металлы образуют галогениды:

2Na + Cl₂ = 2NaCl

Mg + Cl₂ = MgCl₂

2Al + 3Br₂ = 2AlBr₃

Zn + Cl₂ =ZnCl₂

2Cr + 3Cl₂ = 2CrCl₃

Медный порошок реагирует с хлором и бромом (в эфире):

Cu + Cl₂ = CuCl₂

Cu + Br₂ = CuBr₂

При взаимодействии с водородом образуются гидриды:

2Na + H₂ = 2NaH

Ca + H₂ +СaH₂

Zn + H₂ =ZnH₂

Взаимодействие с серой приводит к образованию сульфидов (реакции протекают при нагревании):

2K + S = K₂S

Сa + S = CaS

2Al + 3S = Al₂S₃

2Cr + 3S = Cr₂S₃

Cu +S = CuS

Реакции с фосфором протекают до образования фосфидов (при нагревании):

3K + P = K₃P

3Mg + 2P = Mg₃P₂

3Zn + 2P = Zn₃P₂

Основной продукт взаимодействия металла с углеродом — карбид (реакции протекают при нагревании).

Из щелочноземельных металлов с углеродом карбиды образуют литий и натрий:

2Li + 2C = Li₂C₂

Калий, рубидий и цезий карбиды не образуют, могут образовывать соединения включения с графитом:

Ca + 2C = CaC₂

С азотом из металлов IA группы легко реагирует только литий. Реакция протекает при комнатной температуре с образованием нитрида лития:

6Li + N₂ = 2Li₃N

3Mg + N₂ = Mg₃N₂

2Al + N₂ = 2AlN

2Cr + N₂ = 2CrN

Взаимодействие с водой

Все металлы I A и IIA группы реагируют с водой, в результате образуются растворимые основания и выделяется H2. Литий реагирует спокойно, держась на поверхности воды, натрий часто воспламеняется, а калий, рубидий и цезий реагируют со взрывом:

2Li + 2H₂O = 2LiOH + H₂

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂

Металлы средней активности реагируют с водой только при условии, что металл нагрет до высоких температур. Результат данной реакции — образование оксида.

Cr + H₂O = Cr₂O₃ + H₂

Zn + H₂O = ZnO + H₂

Неактивные металлы с водой не взаимодействуют.

Взаимодействие с кислотами

Если металл расположен в ряду активности левее водорода, то происходит вытеснение водорода из разбавленных кислот. Данное правило работает в том случае, если в реакции с кислотой образуется растворимая соль.

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂

При взаимодействии с кислотами-окислителями, например, азотной, образуется продукт восстановления кислоты, хотя протекание реакции также неоднозначно.

Металлы IА группы:

2K + H₂SO_{4 (раствор)} = K₂SO₄ + H₂

8K + 5H₂SO_{4 (конц)} = 4K₂SO₄ + H₂S + 4H₂O

8Na + 10HNO_{3 (раствор)} = 8NaNO₃ + NH₄NO₃ + 3H₂O

3Na + 4HNO_{3 (конц)} = 3NaNO₃ + NO + 2H₂О

Металлы IIА группы

Mg + H₂SO_{4 (раствор)} = MgSO₄ + H₂

4Mg + 5H₂SO_{4 (конц)} = 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O

Mg+ 4HNO_{3 (конц)} = Mg(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

4Mg + 10HNO_{3 (раствор)} = 4Mg(NO₃)₂ + 2N₂O + 5H₂O

Такие металлы, как железо, хром, никель, кобальт на холоде не взаимодействуют с серной кислотой, но при нагревании реакция возможна.

Взаимодействие с солями

Металлы способны вытеснять из растворов солей другие металлы, стоящие в ряду напряжений правее, и могут быть вытеснены металлами, расположенными левее:

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

На металлы IА и IIА группы это правило не распространяется, так как они реагируют с водой.

Реакция между металлом и солью менее активного металла возможна в том случае, если соли — как вступающие в реакцию, так и образующиеся в результате — растворимы в воде.

Взаимодействие с аммиаком

Щелочные металлы реагируют с аммиаком с образованием амида натрия:

2Li + 2NH₃ = 2LiNH₂ + H₂

Взаимодействие с органическими веществами

Металлы IА группы реагируют со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:

2Na + 2C₂H₅OH = 2C₂H₅ONa + H₂

2K + 2C₆H₅OH = 2C₆H₅OK + H₂

Также они могут вступать в реакции с галогеналканами, галогенпроизводными аренов и другими органическими веществами.

Взаимодействие металлов с оксидами

Для металлов при высокой температуре характерно восстановление неметаллов или менее активных металлов из их оксидов.

8Al + 3Fe₃O₄ = 4Al₂O₃ + 9Fe (алюмотермия)

3Са + Cr₂O₃ = 3СаО + 2Cr (кальциетермия)

Получай лайфхаки, статьи, видео и чек-листы по обучению на почту

Вопросы для самоконтроля

1. С чем реагируют неактивные металлы?

2. С чем связаны восстановительные свойства металлов?

3. Верно ли утверждение, что щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой, образуя щелочи?

4. Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции по схеме:

   Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + Н2O

5. Как металлы реагируют с кислотами?

Подведем итоги

От активности металлов зависит их химические свойства. Простые вещества — металлы в окислительно-восстановительных реакциях являются восстановителями. По положению металла в электрохимическом ряду можно судить о том, насколько активно он способен вступать в химические реакции (т. е. насколько сильно у металла проявляются восстановительные свойства).

Напоследок поделимся таблицей, которая поможет запомнить, с чем реагируют металлы, и подготовиться к контрольной работе по химии.

Таблица «Химические свойства металлов»

Химические свойства металлов

Этот сайт использует Akismet для борьбы со спамом. Узнайте, как обрабатываются ваши данные комментариев.

С развитием производства металлов (простых веществ) и сплавов связано возникновение цивилизации (бронзовый век, железный век).

Начавшаяся примерно $100$ лет назад научно-техническая революция, затронувшая и промышленность, и социальную сферу, также тесно связана с производством металлов. На основе вольфрама, молибдена, титана и других металлов начали создавать коррозионностойкие, сверхтвердые, тугоплавкие сплавы, применение которых сильно расширило возможности машиностроения. В ядерной и космической технике из сплавов вольфрама и рения делают детали, работающие при температурах до $3000°С$; в медицине используют хирургические инструменты из сплавов тантала и платины, уникальной керамики на основе оксидов титана и циркония.

И, конечно же, мы не должны забывать, что в большинстве сплавов используют давно известный металл железо, а основу многих легких сплавов составляют сравнительно «молодые» металлы — алюминий и магний.

Сверхновыми стали композиционные материалы, представляющие, например, полимер или керамику, которые внутри (как бетон железными прутьями) упрочнены металлическими волокнами из вольфрама, молибдена, стали и других металлов и сплавов — все зависит от поставленной цели и необходимых для ее достижения свойств материала.

Вы уже имеете представление о природе химической связи в кристаллах металлов. Напомним на примере одного из них — натрия, как она образуется. На рисунке изображена схема кристаллической решетки натрия. В ней каждый атом натрия окружен восемью соседями. У атома натрия, как и у всех металлов, имеется много свободных валентных орбиталей и мало валентных электронов. Электронная формула атома натрия: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}3p^{0}3d^{0}$, где $3s, 3p, 3d$ — валентные орбитали.

Единственный валентный электрон атома натрия $3s^1$ может занимать любую из девяти свободных орбиталей — $3s$ (одна), $3р$ (три) и $3d$ (пять), ведь они не очень отличаются по уровню энергии. При сближении атомов, когда образуется кристаллическая решетка, валентные орбитали соседних атомов перекрываются, благодаря чему электроны свободно перемещаются с одной орбитали на другую, осуществляя связь между всеми атомами кристалла металла.

Такую химическую связь называют металлической. Металлическую связь образуют элементы, атомы которых на внешнем слое имеют мало валентных электронов по сравнению с большим числом внешних энергетически близких орбиталей. Их валентные электроны слабо удерживаются в атоме. Электроны, осуществляющие связь, обобществлены и перемещаются по всей кристаллической решетке в целом нейтрального металла.

Веществам с металлической связью присущи металлические кристаллические решетки, которые обычно изображают схематически так, как показано на рисунке. Катионы и атомы металлов, расположенные в узлах кристаллической решетки, обеспечивают ее стабильность и прочность (обобществленные электроны изображены в виде черных маленьких шариков).

Металлическая связь — это связь в металлах и сплавах между атомионами металлов, расположенными в узлах кристаллической решетки, осуществляемая обобществленными валентными электронами.

Некоторые металлы кристаллизуются в двух или более кристаллических формах. Это свойство веществ — существовать в нескольких кристаллических модификациях — называют полиморфизмом.

Например, железо имеет четыре кристаллических модификации, каждая из которых устойчива в определенном температурном интервале:

• $α$ — устойчива до $768°С$, ферромагнитная;
• $β$ — устойчива от $768$ до $910°С$, неферромагнитная, т.е. парамагнитная;
• $γ$ — устойчива от $910$ до $1390°С$, неферромагнитная, т.е. парамагнитная;
• $δ$ — устойчива от $1390$ до $1539°С$ ($t°_{пл.} железа), неферромагнитная.

Олово имеет две кристаллические модификации:

• $α$ — устойчива ниже $13,2°С$ ($ρ=5,75 г/см^3$). Это серое олово. Оно имеет кристаллическую решетку типа алмаза (атомную);
• $β$ — устойчива выше $13,2°С$ ($ρ=6,55 г/см^3$). Это белое олово.

Белое олово — серебристо-белый очень мягкий металл. При охлаждении ниже $13,2°С$ он рассыпается в серый порошок, т.к. при переходе $β→α$ значительно увеличивается его удельный объем. Это явление получило название «оловянной чумы».

Конечно, особый вид химической связи и тип кристаллической решетки металлов должны определять и объяснять их физические свойства.

Каковы же они? Это металлический блеск, пластичность, высокая электрическая проводимость и теплопроводность, рост электрического сопротивления при повышении температуры, а также такие значимые свойства, как плотность, высокие температуры плавления и кипения, твердость, магнитные свойства.

Давайте попробуем объяснить причины, определяющие основные физические свойства металлов.

Почему металлы пластичны?

Механическое воздействие на кристалл с металлической кристаллической решеткой вызывает смещение слоев ион-атомов друг относительно друга, а так как электроны перемещаются по всему кристаллу, разрыв связей не происходит, поэтому для металлов характерна большая пластичность.

Аналогичное воздействие на твердое вещество с ковалентными связями (атомной кристаллической решеткой) приводит к разрыву ковалентных связей. Разрыв связей в ионной решетке приводит к взаимному отталкиванию одноименно заряженных ионов. По этому вещества с атомными и ионными кристаллическими решетками хрупкие.

Наиболее пластичные металлы — это $Au, Ag, Sn, Pb, Zn$. Они легко вытягиваются в проволоку, поддаются ковке, прессованию, прокатыванию в листы. Например, из золота можно изготовить золотую фольгу толщиной $0,003$ мм, а из $0,5$ г этого металла можно вытянуть нить длиной $1$ км.

Даже ртуть, которая, как вы знаете, при комнатной температуре жидкая, при низких температурах в твердом состоянии становится ковкой, как свинец. Не обладают пластичностью лишь $Bi$ и $Mn$, они хрупкие.

Почему металлы имеют характерный блеск, а также непрозрачны?

Электроны, заполняющие межатомное пространство, отражают световые лучи (а не пропускают, как стекло), причем большинство металлов в равной степени рассеивают все лучи видимой части спектра. Поэтому они имеют серебристо-белый или серый цвет. Стронций, золото и медь в большей степени поглощают короткие волны (близкие к фиолетовому цвету) и отражают длинные волны светового спектра, поэтому имеют светло-желтый, желтый и медный цвета.

Хотя на практике металл не всегда нам кажется светлым телом. Во-первых, его поверхность может окисляться и терять блеск. Поэтому самородная медь выглядит зеленоватым камнем. А во-вторых, и чистый металл может не блестеть. Очень тонкие листы серебра и золота имеют совершенно неожиданный вид — они имеют голубовато-зеленый цвет. А мелкие порошки металлов кажутся темно-серыми, даже черными.

Наибольшую отражательную способность имеют серебро, алюминий, палладий. Их используют при изготовлении зеркал, в том числе и в прожекторах.

Почему металлы имеют высокую электрическую проводимость и теплопроводны?

Хаотически движущиеся электроны в металле под воздействием приложенного электрического напряжения приобретают направленное движение, т. е. проводят электрический ток. При повышении температуры металла возрастают амплитуды колебаний находящихся в узлах кристаллической решетки атомов и ионов. Это затрудняет перемещение электронов, электрическая проводимость металла падает. При низких температурах колебательное движение, наоборот, сильно уменьшается и электрическая проводимость металлов резко возрастает. Вблизи абсолютного нуля сопротивление у металлов практически отсутствует, у большинства металлов появляется сверхпроводимость.

Следует отметить, что неметаллы, обладающие электрической проводимостью (например, графит), при низких температурах, наоборот, не проводят электрический ток из-за отсутствия свободных электронов. И только с повышением температуры и разрушением некоторых ковалентных связей их электрическая проводимость начинает возрастать.

Наибольшую электрическую проводимость имеют серебро, медь, а также золото, алюминий, наименьшую — марганец, свинец, ртуть.

Чаще всего с той же закономерностью, как и электрическая проводимость, изменяется теплопроводность металлов.

Она обусловлена большой подвижностью свободных электронов, которые, сталкиваясь с колеблющимися ионами и атомами, обмениваются с ними энергией. Происходит выравнивание температуры по всему куску металла.

Механическая прочность, плотность, температура плавления у металлов очень сильно отличаются. Причем с увеличением числа электронов, связывающих ион-атомы, и уменьшением межатомного расстояния в кристаллах показатели этих свойств возрастают.

Так, щелочные металлы ($Li, K, Na, Rb, Cs$), атомы которых имеют один валентный электрон, мягкие, с небольшой плотностью (литий — самый легкий металл с $ρ=0,53 г/см^3$) и плавятся при невысоких температурах (например, температура плавления цезия $29°С$). Единственный металл, жидкий при обычных условиях, — ртуть — имеет температуру плавления, равную $–38,9°С$.

Кальций, имеющий два электрона на внешнем энергетическом уровне атомов, гораздо более тверд и плавится при более высокой температуре ($842°С$).

Еще более прочной является кристаллическая решетка, образованная ионами скандия, который имеет три валентных электрона.

Но самые прочные кристаллические решетки, большие плотности и температуры плавления наблюдаются у металлов побочных подгрупп V, VI, VII, VIII групп. Это объясняется тем, что для металлов побочных подгрупп, имеющих неспаренные валентные электроны на d-подуровне, характерно образование очень прочных ковалентных связей между атомами, помимо металлической, осуществляемой электронами внешнего слоя с $s$-орбиталей.

Вспомните, что самый тяжелый металл — это осмий $Os$ с $ρ=22,5 г/см^3$ (компонент сверхтвердых и износостойких сплавов), самый тугоплавкий металл — это вольфрам $W$ с $t_{пл.}=3420°С$ (применяется для изготовления нитей накаливания ламп), самый твердый металл — это хром $Cr$ (царапает стекло). Они входят в состав материалов, из которых изготавливают металлорежущий инструмент, тормозные колодки тяжелых машин и др.

Металлы по-разному взаимодействуют с магнитным полем. Такие металлы, как железо, кобальт, никель и гадолиний выделяются своей способностью сильно намагничиваться. Их называют ферромагнетиками. Большинство металлов (щелочные и щелочноземельные металлы и значительная часть переходных металлов) слабо намагничиваются и не сохраняют это состояние вне магнитного поля — это парамагнетики. Металлы, выталкиваемые магнитным полем, — диамагнетики (медь, серебро, золото, висмут).

Напомним, что при рассмотрении электронного строения металлов мы разделили металлы на металлы главных подгрупп ($s-$ и $р-$элементы) и металлы побочных подгрупп (переходные $d-$ и $f-$элементы).

В технике принято классифицировать металлы по различным физическим свойствам:

а) плотности — легкие ($ρ < 5 г/см^3$) и тяжелые (все остальные);

б) температуре плавления — легкоплавкие и тугоплавкие.

Железо и его сплавы принято считать черными металлами, а все остальные — цветными.

Существуют классификации металлов по химическим свойствам.

Металлы с низкой химической активностью называют благородными (серебро, золото, платина и ее аналоги — осмий, иридий, рутений, палладий, родий).

По близости химических свойств выделяют щелочные (металлы главной подгруппы I группы), щелочноземельные (кальций, стронций, барий, радий), а также редкоземельные металлы (скандий, иттрий, лантан и лантаноиды, актиний и актиноиды).

Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положительно заряженные ионы, т.е. окисляются. В этом, как вам известно, заключается главное общее свойство и атомов, и простых веществ — металлов.

Металлы в химических реакциях всегда восстановители. Восстановительная способность атомов простых веществ — металлов, образованных химическими элементами одного периода или одной главной подгруппы Периодической системы Д.И. Менделеева, изменяется закономерно.

Электрохимический ряд напряжений металлов

Восстановительную активность металла в химических реакциях, которые протекают в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов.

На основании этого ряда напряжений можно сделать следующие важные заключения о химической активности металлов в реакциях, протекающих в водных растворах при стандартных условиях ($t=25°С, р=1 атм$):

1. Чем левее стоит металл в этом ряду, тем более сильным восстановителем он является.
2. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из солей в растворе те металлы, которые в ряду напряжений стоят после него (правее).
3. Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из кислот в растворе.

Восстановительная активность металла, определенная по электрохимическому ряду, не всегда соответствует положению его в Периодической системе. Это объясняется тем, что при определении положения металла в ряду напряжений учитывают не только энергию отрыва электронов от отдельных атомов, но и энергию, затрачиваемую на разрушение кристаллической решетки, а также энергию, выделяющуюся при гидратации ионов.

Металлы, являющиеся самыми сильными восстановителями (щелочные и щелочноземельные), в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.

Например, литий более активен в водных растворах, чем натрий (хотя по положению в Периодической системе $Na$ — более активный металл). Дело в том, что энергия гидратации ионов $Li^+$ значительно больше, чем энергия гидратации $Na^+$, поэтому первый процесс является энергетически более выгодным.

Рассмотрев общие положения, характеризующие восстановительные свойства металлов, перейдем к конкретным химическим реакциям.

Взаимодействие металлов с неметаллами

1. С кислородом большинство металлов образуют оксиды — основные и амфотерные. Кислотные оксиды переходных металлов, например оксид хрома (VI) $CrO_3$ или оксид марганца(VII) $Mn_2O_7$, не образуются при прямом окислении металла кислородом. Их получают косвенным путем.

Щелочные металлы $Na, K$ активно реагируют с кислородом воздуха, образуя пероксиды:

Оксид натрия получают косвенным путем, при прокаливании пероксидов с соответствующими металлами:

Литий и щелочноземельные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха, образуя основные оксиды:

Другие металлы, кроме золота и платиновых металлов, которые вообще не окисляются кислородом воздуха, взаимодействуют с ним менее активно или при нагревании:

2. С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например:

3. С водородом самые активные металлы образуют гидриды — ионные солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления $–1$, например:

Многие переходные металлы образуют с водородом гидриды особого типа — происходит как бы растворение или внедрение водорода в кристаллическую решетку металлов между атомами и ионами, при этом металл сохраняет свой внешний вид, но увеличивается в объеме. Поглощенный водород находится в металле, по-видимому, в атомарном виде.

Существуют и гидриды металлов промежуточного характера.

4. С серой металлы образуют соли — сульфиды, например:

5. С азотом металлы реагируют несколько труднее, т.к. химическая связь в молекуле азота $N_2$ очень прочна; при этом образуются нитриды. При обычной температуре взаимодействует с азотом только литий:

Взаимодействие металлов со сложными веществами

1. С водой. Щелочные и щелочноземельные металлы при обычных условиях вытесняют водород из воды и образуют растворимые основания — щелочи, например:

Другие металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, тоже могут при определенных условиях вытеснять водород из воды. Но алюминий бурно взаимодействует с водой, только если удалить с его поверхности оксидную пленку:

Магний взаимодействует с водой только при кипячении, при этом также выделяется водород:

Если горящий магний внести в воду, то горение продолжается, т.к. протекает реакция: $2H_{2}+O_{2}=2H_2O$ (говорит водород). Железо взаимодействует с водой только в раскаленном виде:

2. С кислотами в растворе ($HCl, H_2SO_{4(разб.)}, CH_3COOH$ и др., кроме $HNO_3$) взаимодействуют металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например:

$2Al↖{0}+6{H}↖{+1}Cl=2Al↖{+3}Cl_{3}+3{H_2}↖{0}↑,$

$2CH_3COO{H}↖{+1}+Mg↖{0}=Mg↖{+2}(CH_3COO)_2+{H_2}↖{0}↑$

А вот свинец (и некоторые другие металлы), несмотря на его положение в ряду напряжений (слева от водорода), почти не растворяется в разбавленной серной кислоте, т.к. образующийся сульфат свинца $PbSO_4$ нерастворим и создает на поверхности металла защитную пленку.

3. С солями менее активных металлов в растворе. В результате такой реакции образуется соль более активного металла и выделяется менее активный металл в свободном виде.

Например:

$Fe↖{0}+{Cu}↖{+2}SO_4=Fe↖{+2}SO_4+Cu↖{0}$

Нужно помнить, что реакция идет в тех случаях, когда образующаяся соль растворима. Вытеснение металлов из их соединений другими металлами впервые подробно изучил Н.Н. Бекетов — крупный русский физико-химик. Он расположил металлы по химической активности в «вытеснительный ряд», ставший прототипом ряда напряжений металлов.

4. С органическими веществами. Взаимодействие с органическими кислотами аналогично реакциям с минеральными кислотами. Спирты же могут проявлять слабые кислотные свойства при взаимодействии со щелочными металлами:

$2C_2H_5O{H}↖{+1}+2{Na}↖{0}→2C_2H_5O{Na}↖{+1}+{H_2}↖{0}↑$.

Аналогично реагирует и фенол:

$2C_6H_5O{H}↖{+1}+2{Na}↖{0}→2C_6H_5O{Na}↖{+1}+{H_2}↖{0}↑$.

Металлы участвуют в реакциях с галогеналканами, которые используют для получения низших циклоалканов и для синтезов, в ходе которых происходит усложнение углеродного скелета молекулы (реакция А. Вюрца):

${2CH_3Cl}↙{хлорметан}+2Na→{C_2H_6}↙{этан}+2NaCl$

5. Со щелочами в растворе взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны.

Например:

$2Al+2KOH+6{H_2}↖{+1}O=2K[Al↖{+3}(OH)_4]+3{H_2}↖{0}↑$.

6. Металлы могут образовывать друг с другом химические соединения, которые получили общее название интерметаллических соединений. В них чаще всего не проявляются степени окисления атомов, которые характерны для соединений металлов с неметаллами. Например:

$Cu_3Au, LaNi_5, Na_2Sb, Ca_3Sb_2$ и др.

Интерметаллические соединения обычно не имеют постоянного состава, химическая связь в них в основном металлическая. Образование этих соединений более характерно для металлов побочных подгрупп.

Химические свойства щелочных металлов ($Na, K$)

Щелочные металлы — это элементы главной подгруппы I группы Периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атомы этих элементов содержат по одному электрону, находящемуся на большом удалении от ядра. Они легко отдают этот электрон, поэтому являются сильными восстановителями. Во всех соединениях щелочные металлы проявляют степень окисления $+1$. Все они типичные металлы, имеют серебристо-белый цвет, мягкие (режутся ножом), легкие и легкоплавкие. Активно взаимодействуют со всеми неметаллами:

Все щелочные металлы при взаимодействии с кислородом (исключение — $Li$) образуют пероксиды. В свободном виде щелочные металлы не встречаются из-за их высокой химической активности.

Оксиды — твердые вещества, имеют основные свойства. Их получают, прокаливая пероксиды с соответствующими металлами:

Гидроксиды $NaOH, KOH$ — твердые белые вещества, гигроскопичны, хорошо растворяются в воде с выделением теплоты, их относят к щелочам:

Соли щелочных металлов почти все растворимы в воде. Важнейшие из них: $Na_2CO_3$ — карбонат натрия; $Na_2CO_3·10H_2O$ — кристаллическая сода; $NaHCO_3$ — гидрокарбонат натрия, пищевая сода; $K_2CO_3$ — карбонат калия, поташ; $Na_2SO_4·10H_2O$ — глауберова соль; $NaCl$ — хлорид натрия, пищевая соль.

Химические свойства щелочноземельных металлов ($Ca, Mg$)

Кальций ($Ca$) является представителем щелочноземельных металлов, как называют элементы главной подгруппы II группы, но не все, а только начиная с кальция и вниз по группе. Это те химические элементы, которые, взаимодействуя с водой, образуют щелочи. Кальций на внеш нем энергетическом уровне содержит два электрона, степень окисления $+2$.

Физические и химические свойства кальция и его соединений представлены в таблице.

Магний ($Mg$) имеет такое же строение атома, как и кальций, степень его окисления также $+2$. Мягкий металл, но его поверхность на воздухе покрывается защитной пленкой, что немного снижает его химическую активность. Его горение сопровождается ослепительной вспышкой. $MgO$ и $Mg(OH)_2$ проявляют основные свойства. Хотя $Mg(OH)_2$ и малорастворим, но окрашивает раствор фенолфталеина в малиновый цвет.

Оксиды $MgO$ — твердые белые тугоплавкие вещества. В технике $CaO$ называют негашеной известью, а $MgO$ — жженой магнезией, их используют в производстве строительных материалов.

Реакция оксида кальция с водой сопровождается выделением теплоты и называется гашением извести, а образующийся $Ca(OH)_2$ — гашеной известью. Прозрачный раствор гидроксида кальция называется известковой водой, а белая взвесь $Ca(OH)_2$ в воде — известковым молоком.

Соли магния и кальция получают взаимодействием их с кислотами.

$CaCO_3$ — карбонат кальция, мел, мрамор, известняк. Применяется в строительстве. $MgCO_3$ — карбонат магния — применяется в металлургии для освобождения от шлаков. $CaSO_4·2H_2O$ — гипс. $MgSO_4$ — сульфат магния — называют горькой, или английской, солью, содержится в морской воде. $BaSO_4$ — сульфат бария — благодаря нерастворимости и способности задерживать рентгеновские лучи применяется в диагностике («баритовая каша») желудочно-кишечного тракта.

На долю кальция приходится $1,5%$ массы тела человека, $98%$ кальция содержится в костях.

Кальций и его соединения.

Химические свойства алюминия

Алюминий ($Al$) — элемент главной подгруппы III группы Периодической системы. У него на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые алюминий легко отдает при химических взаимодействиях. У атомов алюминия восстановительные свойства выражены ярче, чем у бора, т.к. у алюминия имеется промежуточный слой с восемью электронами ($2e↖{-}; 8e↖{-}; 3e↖{-}$), который препятствует притяжению электронов к ядру. Алюминий имеет степень окисления $+3$.

Алюминий — серебристо-белый металл, $t°*{пл}=660°С$. Это самый распространенный металл земной коры, обладает высокой коррозионной стойкостью. Малая плотность алюминия ($2,7 г/{см^3}$) в сочетании с высокой прочностью и пластичностью его сплавов делают алюминий незаменимым в самолетостроении. Высокая электропроводность алюминия (в $1.6$ раза меньше, чем у меди) позволяет заменять медные провода более легкими — алюминиевыми.

Высокая химическая активность алюминия используется в алюминотермии, с помощью которой получают хром, ванадий, титан и другие металлы.

Прочность химической связи в оксиде $Al_2O_3$ обуславливает его механическую прочность, твердость. $Al_2O_3$ — корунд, абразивный материал. Искусственный рубин — $Al_2O_3$ с добавлением оксида хрома. Химические свойства алюминия и его соединений обобщены в таблице.

Алюминий и его соединения.

Химические свойства меди

Медь ($Cu$) — элемент побочной подгруппы первой группы. Электронная формула: ($…3d^{10}4s^1$). Десятый d-электрон атома меди подвижный, т. к. переместился с $4s$-подуровня. Медь в соединениях проявляет степени окисления $+1(Cu_2O)$ и $+2(CuO)$.

Медь — мягкий, блестящий металл, имеющий красную окраску, ковкий и обладает хорошими литейными качествами, хороший тепло- и электропроводник. Температура плавления $1083°С$.

Как и другие металлы побочной подгруппы I группы Периодической системы, медь стоит в ряду активности правее водорода и не вытесняет его из кислот, но реагирует с кислотами-окислителями:

$Cu+2H_2SO{4(конц.)}=CuSO_4+SO_2↑+2H_2O$;

$Cu+4HNO*{3(конц.)}=Cu(NO_3)_2+2NO_2↑+2H_2O$.

Под действием щелочей на растворы солей меди выпадает осадок слабого основания голубого цвета — гидроксида меди (II), который при нагревании разлагается на основный оксид $CuO$ черного цвета и воду:

$Cu^{2+}+2OH^{–}=Cu(OH)_2↓; Cu(OH)_2 {→}↖{t°} CuO+H_2O$

Химические свойства цинка

Цинк ($Zn$) — элемент побочной подгруппы II группы. Его электронная формула следующая: ($…3d^{10}4s^2$). Так как в атомах цинка предпоследний $d-$подуровень полностью завершен, то цинк в соединениях проявляет степень окисления $+2$.

Цинк — металл серебристо-белого цвета, практически не изменяющийся на воздухе. Обладает коррозионной стойкостью, что объясняется наличием на его поверхности оксидной пленки.

Цинк — один из активнейших металлов, при повышенной температуре реагирует с простыми веществами:

$Zn+Cl_2→↖{t°}ZnCl_2$,

$2Zn+O_2→↖{t°}2ZnO$,

$Zn+S→↖{t°}ZnS$.

Цинк вытесняет водород из кислот:

$Zn+2Н^{+}=Zn^{2+}+H_2↑$

Гидроксид цинка амфотерен, т. е. проявляет свойства и кислоты, и основания. При постепенном приливании раствора щелочи к раствору соли цинка выпавший вначале осадок растворяется (то же происходит и с алюминием):

$ZnSO_4+2NaOH={Zn(OH)_2}↙{белый}↓+Na_2SO_4$,

$Zn(OH)*2+2NaOH={Na_2[Zn(OH)4]}↙{тетрагидроксоцинкат натрия}$

Химические свойства хрома

На примере хрома ($Cr$) можно показать, что свойства переходных элементов меняются вдоль периода не принципиально: происходит количественное изменение, связанное с изменением числа электронов на валентных орбиталях. Максимальная степень окисления хрома $+6$. Металл в ряду активности стоит левее водорода и вытесняет его из кислот:

$Cr+2H^{+}=Cr^{2+}+H{2}↑$.

При добавлении раствора щелочи к такому раствору образуется осадок $Me(OH)2$, который быстро окисляется кислородом воздуха:

$4Cr(OH)2+O_2+2H_2O=4Cr(OH)3$.

Ему соответствует амфотерный оксид $Cr_2O_3$. Оксид и гидроксид хрома (в высшей степени окисления) проявляют свойства кислотных оксидов и кислот соответственно. Соли хромовой кислоты ($H_2CrO_4$) в кислой среде превращаются в дихроматы — соли дихромовой кислоты ($H_2Cr_2O_7$). Окисление сопровождается изменением окраски, т.к. соли хроматы желтого цвета, а дихроматы — оранжевого.

$2CrO_4^{2-}+H^{+}⇄Cr_2O_7^{2-}+H_2O$

Соединения хрома обладают высокой окислительной способностью.

*

По
химическим свойствам металлы подразделяют на:

 1)Активные
(щелочные  и щелчноземельные металлы, Mg, Al, Zn  и др.)

2)
Металлы средней активности (Fe, Cr, Mn и др.) ;

3)Малоактивные 
(Cu, Ag)

4)
Благородные металлы – Au, Pt, Pd и др.

В
реакциях  — только  восстановители.   Атомы металлов легко отдают электроны
внешнего (а некоторые – и предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в
положительные ионы. Возможные степени окисления Ме Низшая 0,+1,+2,+3 Высшая +4,+5,+6,+7,+8

 
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ

1.
С ВОДОРОДОМ

Реагируют
при нагревании металлы IA  и  IIA группы, кроме бериллия. Образуются  твёрдые
нестойкие  вещества  гидриды, остальные металлы не реагируют.

2K
+ H₂ = 2KH (гидрид калия)

 Ca
+ H₂ = CaH₂

2.С
КИСЛОРОДОМ

Реагируют
все металлы, кроме золота, платины. Реакция с серебром происходит при высоких
температурах, но оксид серебра(II) практически не образуется, так как он
термически неустойчив.  Щелочные металлы при нормальных условиях  образуют 
оксиды, пероксиды, надпероксиды  (литий – оксид, натрий – пероксид, калий,
цезий, рубидий – надпероксид

4Li
+ O2 = 2Li2O (оксид)

2Na
+ O2 = Na2O2 (пероксид) 

 K+O2=KO2
(надпероксид)

Остальные
металлы главных подрупп  при нормальных условиях образуют оксиды со степенью окисления,
равной номеру группы   2Сa+O2=2СaO

2Сa+O2=2СaO

Металлы
побочных подрупп образуют оксиды при нормальных условиях и при нагревании
оксиды  разной степени окисления, а  железо железную окалину Fe3O4 
(Fe⁺²O∙Fe2⁺³O3)

3Fe
+ 2O2 = Fe3O4

 4Cu
+ O₂ = 2Cu₂⁺¹O (красный)             2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (чѐрный );   

2Zn
+  O₂ = ZnO                                       4Cr + 3О2 = 2Cr2О3

3.
С ГАЛОГЕНАМИ

галогениды
(фториды, хлориды, бромиды, иодиды).  Щелочные при нормальных условиях с F,
Cl , Br  воспламеняются:

2Na
+ Cl2 = 2NaCl (хлорид)

Щелочноземельные 
и алюминий реагируют при нормальных условиях:

Сa+Cl2=СaCl2

2Al+3Cl2
= 2AlCl3

Металлы
побочных подгрупп при повышенных температурах

Cu
+ Cl₂  =  Cu⁺²Cl₂                                                          
Zn +  Cl₂ = ZnCl₂

 2Fe
+ ЗС12 = 2Fe⁺³Cl3 хлорид железа (+3)              2Cr + 3Br2 = 2Cr⁺³Br3

 
2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I (не бывает йодида меди (+2)!)

4.
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СЕРОЙ

при
нагревании даже у щелочных металлов, с ртутью при нормальных условиях.
Реагируют все металлы, кроме золота и платины

с серой – сульфиды:  2K + S  =
K2S          2Li+S = Li2S (сульфид) 

Сa+S=СaS(сульфид)   2Al+3S =
Al2S3         Cu + S = Cu⁺²S (чѐрный)  

Zn
+  S = ZnS                2Cr + 3S = Cr2⁺³S3              Fe + S = Fe⁺²S

5.
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ  С ФОСФОРОМ И АЗОТОМ

протекает
при нагревании (исключение: литий с азотом при нормальных условиях) :

с
фосфором – фосфиды:                         3Ca + 2P =Са3P2,

С
азотом – нитриды                6Li + N2 = 3Li2N (нитрид лития)
(н.у.)                                                     3Mg + N2 = Mg3N2
(нитрид магния)         2Al + N2 =
2A1N                                                          2Cr + N2 =
2CrN                 3Fe + N2 = Fe₃⁺²N₂¯³

6.
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С УГЛЕРОДОМ И КРЕМНИЕМ

протекает
при нагревании:

С
углеродом образуются карбиды  С углеродом реагируют только наиболее активные
металлы.   Из щелочных металлов карбиды образуют литий и натрий, калий, рубидий,
цезий не взаимодействуют с углеродом : 

  
2Li + 2C =  Li2C2,                                                       Са +
2С = СаС2

Металлы
– d-элементы образуют с углеродом  соединения нестехиометрического состава
типа твердых растворов: WC, ZnC, TiC – используются для получения
сверхтвёрдых сталей.

с
кремнием – силициды:        4Cs + Si  = Cs4Si,

7.
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ  МЕТАЛЛОВ С ВОДОЙ:

С
водой реагируют металлы, стоящие до водорода в электрохимическом ряду
напряжений               Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с
водой без нагревания , образуя  растворимые гидроксиды( щелочи ) и водород, 
алюминий (после разрушения оксидной пленки  — амальгирование),   магний при
нагревании, образуют нерастворимые основания и водород.

2Na 
+ 2HOH =  2NaOH  + H2↑
 Сa  +  2HOH = 
Ca(OH)2   + H2↑                           

2Аl
+ 6Н2O = 2Аl(ОН)3 + ЗН2↑

Остальные
металлы реагируют с водой только в раскаленном состоянии , образуя оксиды
(железо – железную окалину)                                            

Zn
+ Н2O =  ZnO + H2 ↑                      3Fe   +  4HOH  =   Fe3O4  +  4H2↑
2Cr + 3H₂O =  Cr₂O₃ + 3H₂↑

8
С КИСЛОРОДОМ  И ВОДОЙ 

На
воздухе железо и хром легко окисляется в присутствии влаги (ржавление)

4Fe
+ 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

4Cr
+ 3O2 + 6H2O = 4Cr(OH)3

9.
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С ОКСИДАМИ

Металлы
(Al, Mg,Са ), восстанавливают  при высокой температуре  неметаллы или  менее
активные металлы из их оксидов → неметалл или малоактивный металл и оксид
(кальцийтермия, магнийтермия, алюминотермия)

2Al
+ Cr2O3   =  2Cr + Al2O3          ЗСа + Cr₂O₃ = ЗСаО + 2Cr (800 °C)
8Al+3Fe3O4 = 4Al2O3+9Fe (термит)     2Mg + CО2 = 2MgO + С                    
Mg + N2O = MgO + N2↑                    Zn + CО2 = ZnO+ CO                         2Cu
+ 2NO  =  2CuO + N2                  3Zn + SО2 = ZnS + 2ZnO 

10.
С ОКСИДАМИ

Металлы 
железо и хром реагируют со  оксидами, уменьшая степень окисления

Cr
+ Cr2⁺³O3  = 3Cr⁺²O Fe+ Fe2⁺³O3 = 3Fe⁺²O

11.
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ СО ЩЕЛОЧАМИ

Со
щелочами взаимодействуют только те металлы, оксиды и гидроксиды которых
обладают амфотерными свойствами ((Zn, Al, Cr(III), Fe(III) и др.  РАСПЛАВ →
соль металла + водород.  

2NaOH 
+ Zn → Na2ZnO2 + H2↑ (цинкат натрия)

2Al
+ 2(NaOH · H2O) = 2NaAlO2 + 3H2
 РАСТВОР  → комплексная  соль металла + водород.

2NaOH
+ Zn0 + 2H2O = Na2[Zn+2(OH)4] + H2↑ (тетрагидроксоцинкат натрия)  2Al+2NaOH +
6H2O = 2Na[Al(OH)4]+3H2↑

12.
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ (КРОМЕ  HNO3 и  Н2SО4 (конц.)

Металлы,
стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов левее водорода,
вытесняют его из разбавленных кислот → соль и водород

Запомни!
Азотная кислота никогда не выделяет водород при взаимодействии с металлами.

Мg
+ 2НС1 = МgСl2 + Н2↑
 Al + 2НС1 =  Al⁺³Сl₃ + Н2↑

13.
РЕАКЦИИ С СОЛЯМИ

Активные
металлы вытесняют из  солей менее активные.   Восстановление из растворов:

CuSO4
+ Zn = Zn SO4 + Cu

 FeSO4
+ Cu = РЕАКЦИИ НЕТ

Mg
+ CuCl2(pp) = MgCl2 + Сu

Восстановление
металлов из расплавов их солей

3Na+
AlCl₃ =  3NaCl + Al

TiCl2
+ 2Mg  = MgCl2 +Ti

Металлы 
групп В реагируют с солями, понижая степень окислениЯ

2Fe⁺³Cl3
+ Fe = 3Fe⁺²Cl2

• Курс

Химические свойства металлов

О чем эта статья:

8 класс, 9 класс, ЕГЭ/ОГЭ

Металлы — это химические элементы, атомы которых способны отдавать электроны с внешнего энергетического уровня, превращаясь в положительные ионы (катионы) и проявляя восстановительные свойства.

В окислительно-восстановительных реакциях металлы способны только отдавать электроны, являясь сильными восстановителями. В роли окислителей выступают простые вещества — неметаллы (кислород, фосфор) и сложные вещества (кислоты, соли и т. д.).

Металлы в природе встречаются в виде простых веществ и соединений. Активность металла в химических реакциях определяют, используя электрохимический ряд, который предложил русский ученый Н. Н. Бекетов. По химической активности выделяют три группы металлов.

Ряд активности металлов

Металлы средней активности

Li, K, Na, Ca, BaMg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, PbH₂Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Общие химические свойства металлов

Взаимодействие с неметаллами

Щелочные металлы сравнительно легко реагируют с кислородом, но каждый металл проявляет свою индивидуальность:

оксид образует только литий

натрий образует пероксид

калий, рубидий и цезий — надпероксид

Остальные металлы с кислородом образуют оксиды:

2Zn + O₂ = 2ZnO (при нагревании)

Металлы, которые в ряду активности расположены левее водорода, при контакте с кислородом воздуха образуют ржавчину. Например, так делает железо:

С галогенами металлы образуют галогениды:

Медный порошок реагирует с хлором и бромом (в эфире):

При взаимодействии с водородом образуются гидриды:

Взаимодействие с серой приводит к образованию сульфидов (реакции протекают при нагревании):

Реакции с фосфором протекают до образования фосфидов (при нагревании):

Основной продукт взаимодействия металла с углеродом — карбид (реакции протекают при нагревании).

Из щелочноземельных металлов с углеродом карбиды образуют литий и натрий:

Калий, рубидий и цезий карбиды не образуют, могут образовывать соединения включения с графитом:

С азотом из металлов IA группы легко реагирует только литий. Реакция протекает при комнатной температуре с образованием нитрида лития:

Взаимодействие с водой

Все металлы I A и IIA группы реагируют с водой, в результате образуются растворимые основания и выделяется H2. Литий реагирует спокойно, держась на поверхности воды, натрий часто воспламеняется, а калий, рубидий и цезий реагируют со взрывом:

Металлы средней активности реагируют с водой только при условии, что металл нагрет до высоких температур. Результат данной реакции — образование оксида.

Неактивные металлы с водой не взаимодействуют.

Взаимодействие с кислотами

Если металл расположен в ряду активности левее водорода, то происходит вытеснение водорода из разбавленных кислот. Данное правило работает в том случае, если в реакции с кислотой образуется растворимая соль.

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂

При взаимодействии с кислотами-окислителями, например, азотной, образуется продукт восстановления кислоты, хотя протекание реакции также неоднозначно.

Металлы IА группы:

Металлы IIА группы

Такие металлы, как железо, хром, никель, кобальт на холоде не взаимодействуют с серной кислотой, но при нагревании реакция возможна.

Взаимодействие с солями

Металлы способны вытеснять из растворов солей другие металлы, стоящие в ряду напряжений правее, и могут быть вытеснены металлами, расположенными левее:

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

На металлы IА и IIА группы это правило не распространяется, так как они реагируют с водой.

Реакция между металлом и солью менее активного металла возможна в том случае, если соли — как вступающие в реакцию, так и образующиеся в результате — растворимы в воде.

Взаимодействие с аммиаком

Щелочные металлы реагируют с аммиаком с образованием амида натрия:

Взаимодействие с органическими веществами

Металлы IА группы реагируют со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:

Также они могут вступать в реакции с галогеналканами, галогенпроизводными аренов и другими органическими веществами.

Взаимодействие металлов с оксидами

Для металлов при высокой температуре характерно восстановление неметаллов или менее активных металлов из их оксидов.

3Са + Cr₂O₃ = 3СаО + 2Cr (кальциетермия)

Вопросы для самоконтроля

С чем реагируют неактивные металлы?

С чем связаны восстановительные свойства металлов?

Верно ли утверждение, что щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой, образуя щелочи?

Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции по схеме:

Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + Н2O

Как металлы реагируют с кислотами?

Подведем итоги

От активности металлов зависит их химические свойства. Простые вещества — металлы в окислительно-восстановительных реакциях являются восстановителями. По положению металла в электрохимическом ряду можно судить о том, насколько активно он способен вступать в химические реакции (т. е. насколько сильно у металла проявляются восстановительные свойства).

Напоследок поделимся таблицей, которая поможет запомнить, с чем реагируют металлы, и подготовиться к контрольной работе по химии.

Информационно-обучающая таблица по теме «Химические свойства металлов»

Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным законом N 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» в организациях, осуществляющих образовательную деятельность, организовывается обучение и воспитание обучающихся с ОВЗ как совместно с другими обучающимися, так и в отдельных классах или группах.

Химические свойства простых веществ: металлов и неметаллов.

Схема: Общие химические свойства металлов

(Ме  металл, НеМе  неметалл, Me*  менее активный металл)

I . Взаимодействие с простыми веществами – неметаллами :

бинарное соединение неметалла

I .1. Взаимодействие с галогенами с образованием галогенидов :

*Ме с переменной СО проявляют БОЛЬШУЮ СО ( Fe +3 Cr +3 Mn +4 )

I .2. Взаимодействие с кислородом с образованием оксидов или пероксидов :

Fe образует смесь оксидов Fe 2+ и Fe 3+ — железную окалину Fe ₃ О ₄ ( Fe О• Fe ₂ О ₃ )

I .3. Взаимодействие с серой с образованием сульфидов :

Ме с переменной СО проявляют СО МЕНЬШУЮ ( Fe +2 Cr +2 Mn +2 )

I .4. Взаимодействие с азотом с образованием нитридов :

щелочные IA гр и щелочно-земельные IIA гр и Al

I .5. Взаимодействие с фосфором с образованием фосфидов :

щелочные IA гр и щелочно-земельные IIA гр и Al

I .6. Взаимодействие с углеродом с образованием карбидов :

щелочные IA гр и щелочно-земельные IIA гр и Al

I .7. Взаимодействие с кремнием с образованием силицидов :

щелочные IA гр и щелочно-земельные IIA гр и Al

I .8. Взаимодействие с водородом с образованием гидридов :

щелочные IA гр и щелочно-земельные IIA гр и Al

II . Взаимодействие со сложными веществами – водой :

в ряду активности от Al до С u

в ряду активности за С u

III . Взаимодействие со сложными веществами – разбавленными кислотами :

в ряду активности

IV . Взаимодействие со сложными веществами – разбавленной азотной и концентрированными азотной и серной кислотами :

IV .1. Общая схема взаимодействия HNО ₃ с металлами

с высшей степенью окисления

со степенями окисления

в зависимости от активности металла и концентрации кислоты

за Al (тяжелые металлы)

за Al (тяжелые металлы)

без нагревания с концентрированной HNО ₃ НЕ реагируют (ПАССИВИРУЮТСЯ)

Ме: Au и Pt (семейство платины)

ни с разбавленной ни с концентрированной

HNО ₃ ни при каких условиях

1 С тяжелыми металлами, стоящими в ряду напряжений от A 1 до водорода , HNO ₃ (разб.) образует соль, воду и в основном NO , но может в зависимости от условий давать и N ₂ O , и N ₂ , и NH ₃ /NH ₄ NO ₃ ( чем больше разбавлена кислота, тем ниже степень окисления атома азота в выделяющемся газообразном продукте )

с высшей степенью окисления

со степенями окисления

в зависимости от активности металла и концентрации кислоты

щелочные и щелочно-земельные, Mg Zn

(в ряду активности до Fe )

в ряду активности

золото Au и платиной Pt

в зависимости от условий

реакция НЕ возможна при ЛЮБЫХ условиях.

V . Взаимодействие со сложными веществами – растворимыми солями :

Ме* в ряду активности ЛЕВЕЕ Ме , входящего в состав соли

VI . Взаимодействие со сложными веществами – оксидами Ме таллов — металлотермия :

металл в ряду активности до Ме*

оксид менее активного металла

другой металл ( менее активный)

более активного металла

VII . Взаимодействие со сложными веществами – оксидами НеМе таллов :

VIII . Взаимодействие со сложными веществами – растворами щелочей :

Со щелочами могут взаимодействовать металлы, дающие амфотерные гидроксиды ( Be Zn Al Cr ) или обладающие высокими степенями окисления в присутствии сильных окислителей. При взаимодействии металлов с растворами щелочей, окислителем является вода .

с другими окислителями:

Краткое описание документа:

Информационно-обучающая таблица для отработки предметных умений по теме «Химические свойства металлов»

Курс повышения квалификации

Дистанционное обучение как современный формат преподавания

• Сейчас обучается 939 человек из 80 регионов

Курс повышения квалификации

Инструменты онлайн-обучения на примере программ Zoom, Skype, Microsoft Teams, Bandicam

• Курс добавлен 31.01.2022
• Сейчас обучается 23 человека из 14 регионов

Курс повышения квалификации

Педагогическая деятельность в контексте профессионального стандарта педагога и ФГОС

• Сейчас обучается 40 человек из 24 регионов

Ищем педагогов в команду «Инфоурок»

Дистанционные курсы для педагогов

«Взбодрись! Нейрогимнастика для успешной учёбы и комфортной жизни»

Свидетельство и скидка на обучение каждому участнику

Найдите материал к любому уроку, указав свой предмет (категорию), класс, учебник и тему:

5 587 643 материала в базе

Материал подходит для УМК

«Химия», Габриелян О.С.

§ 11. Химические свойства металлов

Самые массовые международные дистанционные

Школьные Инфоконкурсы 2022

33 конкурса для учеников 1–11 классов и дошкольников от проекта «Инфоурок»

«Психологические методы развития навыков эффективного общения и чтения на английском языке у младших школьников»

Свидетельство и скидка на обучение каждому участнику

Другие материалы

• 10.12.2020
• 147
• 0

• 10.12.2020
• 105
• 0

• 10.12.2020
• 354
• 2

• 10.12.2020
• 1857
• 3

• 10.12.2020
• 292
• 1

• 10.12.2020
• 83
• 3

• 10.12.2020
• 156
• 1

• 10.12.2020
• 101
• 0

Вам будут интересны эти курсы:

Оставьте свой комментарий

Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.

Добавить в избранное

• 10.12.2020 480
• DOCX 33.8 кбайт
• 10 скачиваний
• Оцените материал:

Настоящий материал опубликован пользователем Загайнова Вера Николаевна. Инфоурок является информационным посредником и предоставляет пользователям возможность размещать на сайте методические материалы. Всю ответственность за опубликованные материалы, содержащиеся в них сведения, а также за соблюдение авторских прав несут пользователи, загрузившие материал на сайт

Если Вы считаете, что материал нарушает авторские права либо по каким-то другим причинам должен быть удален с сайта, Вы можете оставить жалобу на материал.

Автор материала

• На сайте: 4 года и 4 месяца
• Подписчики: 0
• Всего просмотров: 555
• Всего материалов: 1

Московский институт профессиональной
переподготовки и повышения
квалификации педагогов

Дистанционные курсы
для педагогов

663 курса от 690 рублей

Выбрать курс со скидкой

Выдаём документы
установленного образца!

Учителя о ЕГЭ: секреты успешной подготовки

Время чтения: 11 минут

Минпросвещения подключит студотряды к обновлению школьной инфраструктуры

Время чтения: 1 минута

Ленобласть распределит в школы прибывающих из Донбасса детей

Время чтения: 1 минута

В ростовских школах рассматривают гибридный формат обучения с учетом эвакуированных

Время чтения: 1 минута

Рособрнадзор не планирует переносить досрочный период ЕГЭ

Время чтения: 0 минут

Инфоурок стал резидентом Сколково

Время чтения: 2 минуты

В Воронеже продлили удаленное обучение для учеников 5-11-х классов

Время чтения: 1 минута

Подарочные сертификаты

Ответственность за разрешение любых спорных моментов, касающихся самих материалов и их содержания, берут на себя пользователи, разместившие материал на сайте. Однако администрация сайта готова оказать всяческую поддержку в решении любых вопросов, связанных с работой и содержанием сайта. Если Вы заметили, что на данном сайте незаконно используются материалы, сообщите об этом администрации сайта через форму обратной связи.

Все материалы, размещенные на сайте, созданы авторами сайта либо размещены пользователями сайта и представлены на сайте исключительно для ознакомления. Авторские права на материалы принадлежат их законным авторам. Частичное или полное копирование материалов сайта без письменного разрешения администрации сайта запрещено! Мнение администрации может не совпадать с точкой зрения авторов.

Только 23 февраля!
Получите новую
специальность
по низкой цене

Цена от 1220 740 руб. Промокод на скидку Промокод скопирован в буфер обмена ПП2302 Выбрать курс Все курсы профессиональной переподготовки

Уроки по неорганической химии для подготовки к ЕГЭ

Свойства простых веществ:

Свойства сложных веществ:

Особенности протекания реакций:

Химические свойства металлов

1. Щелочные (Li-Fr), щелочно-земельные (Ca-Ra) металлы, Mg

1) Реагируют с кислородом (подробнее)

Все Щ металлы, кроме Li, образуют не оксиды, а пероксиды:

Оксиды получают взаимодействием пероксидов с металлом:

Na2O2 + 2Na → 2Na2O

2) Реагируют с водородом (подробнее)

3) Реагируют с водой (подробнее)

4) Реагируют с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом:

3Mg + 2P → Mg3P2 (t)

2Na + Cl2 → 2NaCl

5) Реагируют с некоторыми кислотными оксидами:

CO2 + 2Mg → 2MgO + C

SiO2 + 2Mg → 2MgO + Si
SiO2 + 2Ca → 2CaO + Si
SiO2 + 2Ba → 2BaO + Si

6) Магний как восстановитель используется в производстве кремния и некоторых металлов:

2Mg + TiCl4 → 2MgCl2 + Ti (t)

7) Реакции Щ и ЩЗ металлов с растворами солей или кислот не рассматриваются, так как эти металлы очень бурно взаимодействуют с водой, и суммарная реакция изменится.

2. Алюминий

1) Реагирует с кислородом: 4Al + 3O2 → 2Al2O3

2) Не реагирует с водородом (из металлов только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

3) Реагирует с водой, если удалить оксидную пленку:

2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2

4) Реагирует с щелочами с выделением водорода (также Be и Zn):

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

5) Реагируют с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом:

2Al + 3Cl2 → 2AlCl3

2Al + N2 → 2AlN (t)

6) Используется для восстановления менее активных металлов (алюмотермия):

3FeO + 2Al → 3Fe + Al2O3
Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3

7) Реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода:

Al + H2SO4 (р) → Al2(SO4)3 + H2

Вытесняет менее активные металлы из их солей:

2Al + 3CuSO4 → Al2(SO4)3 + 3Cu

9) На холоде пассивируется концентрированными растворами серной и азотной кислот. При нагревании реагирует без выделения водорода:

Al + 4HNO3(конц.) → Al(NO3)3 + NO + 2H2O (только при нагревании)

8Al + 30HNO3(разб.) → 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O (при любой температуре, возможно образование N2O)

2Al + 6H2SO4(конц.) → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O (только при нагревании)

2Al + 3H2SO4(разб.) → Al2(SO4)3 + 3H2

3. Железо

1) Реагирует с кислородом:

3Fe + 2O2 → Fe3O4 (железная окалина)

В присутствии воды образуется ржавчина:
4Fe + 3O2 + 6H2O&nbsp → 4Fe(OH)3

2) Не реагирует с водородом (только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

Fe + H2 → реакция не идет

3) Реагирует с парами воды с образованием оксида:

3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2 (t)

4) Не реагирует с щелочами

Fe + NaOH → реакция не идет

5) Реагирует с кислородом, серой, галогенами при нагревании:

2Fe + 3F2 → 2FeF3 (образуется соль Fe +3 )

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 (образуется соль Fe +3 )

2Fe + 3Br2 → 2FeBr3 (образуется соль Fe +3 )

Fe + I2 → FeI2 (образуется соль Fe +2 )

6) Реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода:

Fe + H2SO4 (разб.) → FeSO4 + H2 (образуется соль Fe +2 )

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

7) Вытесняет менее активные металлы из их солей:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu (образуется соль Fe +2 )

На холодe пассивируется концентрированными растворами серной и азотной кислот (т.е. реакция не протекает). При нагревании реагирует без выделения водорода:

Fe + 6HNO3(конц.) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O (при нагревании, образуется соль Fe +3 )

Fe + 4HNO3(разб.) → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O (образуется соль Fe +3 )

2Fe + 6H2SO4(конц.) → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O (при нагревании, образуется соль Fe +3 )

9) Соединения Fe +3 реагируют с железом, медью, восстанавливаясь до Fe +2 :

2FeCl3 + Fe → 3FeCl2

Fe3O4 + Fe → 4FeO

Fe2O3 + Fe&nbsp → 3FeO

4. Хром

1) Реагирует с кислородом:

4Cr + 3O2 → 2Cr2O3

2) Не реагирует с водородом (только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

Cr + H2 → реакция не идет

3) Реагирует с парами воды с образованием оксида:

2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H2 (t)

4) Не реагирует с щелочами

Cr + NaOH → реакция не идет

5) Реагирует с кислородом, серой, галогенами при нагревании:

2Cr + 3Cl2 → 2CrCl3 (образуется соль Fe +3 )

2Cr + 3Br2 → 2CrBr3 (образуется соль Fe +3 )

Cr + S → Cr2S3 (образуется соль Fe +3 )

6) Реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода:

Cr + H2SO4 (разб.) → CrSO4 + H2 (образуется соль Cr +2 )

Cr + 2HCl → CrCl2 + H2 (образуется соль Cr +2 )

7) Пассивируется концентрированными растворами серной и азотной кислот (реакция идут только при нагревании)

Cr + 6HNO3(конц.)&nbsp → Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O (t)

Cr + 4HNO3(разб.)&nbsp → Cr(NO3)3 + NO + 2H2O.

5. Медь

1) Реагирует с кислородом:

2) Реагирует с соединениями Cu +2 с образованием промежуточной степени окисления +1:

CuCl2 + Cu → 2CuCl

3) Не реагирует с водородом (только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

Cu + H2 → реакция не идет

4) Не реагирует с парами воды (так как находится в ряду напряжений после водорода):

Cu + H2O → реакция не идет

5) Не реагирует с щелочами

Cu + NaOH → реакция не идет

6) Реагирует с кислородом, серой, галогенами при нагревании:

Cu + Cl2 → CuCl2 (образуется соль Cu +2 )

Cu + Br2 → CuBr2 (образуется соль Cu +2 )

2Cu + I2 → 2CuI (образуется соль Cu +1 )

Cu + S → CuS (образуется соль Cu +2 )

7) Не реагирует с N2, C, Si.

Не реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится правее водорода в ряду напряжений:

Cu + H2SO4(р) → реакция не идет.

9) Реагирует с кислотами-окислителями как слабый восстановитель:

Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3Cu + 8HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Cu + 2H2SO4(конц.) → CuSO4 + SO2 + 2H2O

7. Цинк

1) Реагирует с кислородом: 2Zn + O2 → 2ZnO

2) Не реагирует с водородом (из металлов только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

3) Реагирует с парами воды, т.е. при сильном нагревании, с образованием оксида:

Zn + H2O → ZnO + H2

4) Реагирует с твердыми щелочами и растворами щелочей с выделением водорода (также Be и Al):

Zn + 2NaOH(тв.) → Na2ZnO2 + H2 (t)

Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2

5) Реагируют с галогенами, серой при нагревании:

6) Реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода:

Zn + H2SO4 (разб.) → ZnSO4 + H2

Реагирует с кислотами-окислителями:

4Zn + 5H2SO4(конц.) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

Так как Zn находится примерно в центре ряда напряжений, то в реакциях с азотной кислотой могут образовываться разные продукты:

Zn+4HNO3(конц.) → Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

4Zn + 10HNO3(разб.) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.